1. N2O4 (g) 2NO2 (g) equilibrium Start with NO2 Start with N2O4
Start with NO2 & N2O4
equilibrium

2. constant
N2O4 (g) NO2 (g)

3. يقصد بالتفاعل العكوس هو أن المتفاعلات ولتكن A و B تتفاعل مع بعضها البعض لتعطي كمية من النواتج وليكن C و D (التفاعل الأمامي) ، وقبل أن تستهلك المتفاعلين بالكامل نجد أن النواتج تتفاعل مع بعضها البعض لتعطي المتفاعلات (التفاعل الخلفي) ، ويستمر التفاعل الأمامي والتفاعل الخلفي في نفس الوقت . ولكن يختلف معدل سرعة كلاً منها حسب طبيعة حالة الاتزان وعند وصول التفاعل لحالة الاتزان نجد أن خليط التفاعل يتكون من كميات متفاوتة من كل من A و B و C و D وأن معدل سرعة التفاعل الأمامي تساوي معدل سرعة التفاعل الخلفي لأن الاتزان الكيميائي ما هو إلا اتزان ديناميكي. وهنا يقال أن التفاعل عكوس لأن المتفاعلات لم تستهلك تماما وتبقي كمية مع النواتج حسب طبيعة التفاعل. ونستخدم في التفاعلات العكوس سهمين
التفاعل الأمامي :
aA + bB cC dD
التفاعل الخلفي :
وتكتب التفاعلات العكوس كالتالي:

4. معدل سرعة التفاعل الأمامي = kf [A]a. [B]b
ثابت الاتزانKC يعتبر ناتج قسمة معدل سرعة التفاعل الأمامي kf مقسوما على معدل سرعة التفاعل الخلفي kr . لأن معدل سرعة التفاعل الأمامي
=kf × تركيز المتفاعلات مرفوعة لأس يساوي عدد مولاتها التي تدخل في التفاعل عند وزن المعادلة الكيميائية الرمزية،
حيث kf : ثابت معدل سرعة التفاعل الأمامي و kr : ثابت معدل سرعة التفاعل الخلفي
aA + bB cC
معدل سرعة التفاعل الأمامي = kf [A]a. [B]b
معدل سرعة التفاعل الخلفي = kr [C]c
وعند الاتزان نجد أن معدل سرعة التفاعل الأمامي = عدل سرعة التفاعل الخلفي وعليه:
kr [C]c = kf [A]a.[B]b kr kf

5. والاتزان الديناميكي الكيميائي يعبر عنه بفعالية المتفاعلات والنواتج بشكل أدق من التركيزات لذا يفضل الانتباه لما يلي:
(1 المتفاعلات أو النواتج الغازية والسائلة تدخل في معادلة ثابت الاتزان الكيميائي
(2 المتفاعلات أو النواتج الصلبة تعتبر قيمة فعاليتها واحد لذا لا تؤثر على ثابت
الاتزان. فبالتالي لا تدخل تركيزها في معادلة ثابت الاتزان.
(3 الغازات المثالية ضمن خليط التفاعل العكوس تعتبر فعاليتها واحد ولا تدخل
ضمن معادلة ثابت الاتزان.
وقيمة ثابت الاتزان لأي تفاعل عكوس موزون تعتمد على عدة عوامل أهمها:
1) يكون لثابت الاتزان قيمة ثابتة عند درجة حرارة التفاعل المحددة ويعتمد على
تركيز المتفاعلات والنواتج الغازية والسائلة فقط وبوحدة المولارية.
2) تختلف قيمة ثابت الاتزان باختلاف درجة حرارة التفاعل.
3) لا تعتمد قيمة ثابت الاتزان على تركيز المتفاعلات الأولية (أي لا تعتمد على تركيز المتفاعلات بالمولارية قبل بدء التفاعل)

6. N2O4 (g) NO2 (g)
= 4.63 x 10-3
K =
[NO2]2
[N2O4]
aA + bB cC + dD
[C]c[D]d
[A]a[B]b
Law of Mass Action

7. (1) أي معادلة من معادلات ثابت الاتزان صحيحة:
Which is the correct equilibrium constant expression for the following reaction?
Fe2O3(s) + 3H2(g)  2Fe(s) + 3H2O(g)  
A. Kc = [Fe2O3][H2]3/[Fe]2[H2O]3 B. Kc = [H2]/[H2O]
C. Kc = [H2O]3/[H2]3 D. Kc = [Fe]2[H2O]3/[Fe2O3] [H2]3
(2) معادلة ثابت الاتزان للتفاعل التالي هي:
2. The equilibrium constant expression for the reaction:
2BrF5(g)   Br2(g) + 5F2(g)
is:  
A. Kc =[Br2] [F2]/[BrF5] B. Kc = [Br2] [F2]5/[BrF5]2
C. Kc = [Br2] [F2]2/[BrF5]5 D. Kc = [BrF5]2/[Br2][F2]5

8. Equilibrium Will K >> 1 K << 1 Lie to the right
Favor products
Lie to the left
Favor reactants
Equilibrium Will
K =
[C]c[D]d
[A]a[B]b
aA + bB cC + dD

9. (3) ترتيب ثابت الاتزان للتفاعلات التالية حسب زيادة تركيز النواتج عن المتفاعلات هو:
3. The following reactions occur at 500K. Arrange them in order of increasing
tendency to proceed to completion (least  greatest tendency).
A. 2 < 1 < 3 B. 1 < 2 < 3 C. 2 < 3 < 1 D. 3 < 2 < 1

10. P2 P Kc = [NO2]2 [N2O4] N2O4 (g) 2NO2 (g) Kp =
Homogenous equilibrium applies to reactions in which all reacting species are in the same phase.
ينطبق الاتزان المتجانس على التفاعلات التي تكون جميع متفاعلاتها لها نفس الوسط.
Kc =
[NO2]2
[N2O4]
N2O4 (g) NO2 (g)
Kp =
NO2 P2
N2O4 P
aA (g) + bB (g) cC (g) + dD (g)
Kp = Kc(RT)Dn
Dn = moles of gaseous products – moles of gaseous reactants
= (c + d) – (a + b)
In most cases
Kc  Kp
8.2 التدريب على قانون ثابت الاتزان الكيميائي
Writing Equilibrium constant Expressions

11. Homogeneous Equilibrium
CH3COOH (aq) + H2O (l) CH3COO- (aq) + H3O+ (aq)
Kc = ‘
[CH3COO-][H3O+]
[CH3COOH][H2O]
[H2O] = constant
[CH3COOH] =
Kc [H2O]
General practice not to include units for the equilibrium constant.

12. The equilibrium concentrations for the reaction between carbon monoxide and molecular chlorine to form COCl2 (g) at 740C are [CO] = M, [Cl2] = M, and [COCl2] = 0.14 M. Calculate the equilibrium constants Kc and Kp.
CO (g) + Cl2 (g) COCl2 (g)
Kc =
[COCl2]
[CO][Cl2] =
0.14
0.012 x 0.054
= 220
Kp = Kc(RT)Dn
Dn = 1 – 2 = -1
R =
T = = 347 K
Kp = 220 x ( x 347)-1 = 7.7

13. The equilibrium constant Kp for the reaction
is 158 at 1000K. What is the equilibrium pressure of O2 if the PNO = atm and PNO = atm? 2
2NO2 (g) NO (g) + O2 (g)
Kp =
PNO PO
PNO PO
= Kp
= 158 x (0.400)2/(0.270)2
= 347 atm

14. Heterogenous equilibrium applies to reactions in which reactants and products are in different phases.
CaCO3 (s) CaO (s) + CO2 (g)
Kc = ‘
[CaO][CO2]
[CaCO3]
[CaCO3] = constant
[CaO] = constant
Kc = [CO2] =
Kc x
[CaO]
Kp = PCO 2
The concentration of solids and pure liquids are not included in the expression for the equilibrium constant.

15. does not depend on the amount of CaCO3 or CaO
PCO 2
= Kp
CaCO3 (s) CaO (s) + CO2 (g)
does not depend on the amount of CaCO3 or CaO

16. Consider the following equilibrium at 295 K:
The partial pressure of each gas is atm. Calculate Kp and Kc for the reaction?
NH4HS (s) NH3 (g) + H2S (g)
Kp = P
NH3
H2S P
= x =
Kp = Kc(RT)Dn
Kc = Kp (RT)-Dn
Dn = 2 – 0 = 2
T = 295 K
Kc = x ( x 295)-2 = 1.20 x 10-4

17. تدريب : (1) وحدة Kp للتفاعل التالى C(s) + CO2(g) 2CO(g) هي :
أ ) atm ب ) atm2 ج ) atm د ) atm-2
(2) قيمة Kc عندما تكون Kp = 1.67x103 للتفاعل التالي عند درجة حرارة 1476 كلفن هي:
C(s) CO2(g) CO(g)
أ ) 13.8 M ب ) 138 M ج ) 1.38 M د ) M
(3) قيمة Kc للتفاعل التالي عند درجة حرارة 8420C تساوي : Kp = 7.55 x 10-2
F2(g) F(g)
أ ) x ب) x 102
ج) د ) لا شي مما سبق
للتأكد توجد الإجابة في كتاب مسائل وحلول بالباب الثالث الفصل 6.

18. Kp for the reaction of SO2(g) with O2 to produce SO3(g) is 3  1024.
Calculate Kc for this equilibrium at 25ºC.
The relevant reaction is 2SO2(g) + O2(g)     2SO3(g)
A. 3  B. 5  C. 2  D. 5  1022 E. 7  1025
(2) When the following reaction is at equilibrium, which of these
relationships is always true?          NOCl(g)    2NO(g) + Cl2(g)  
A. [NO][Cl2] = [NOCl] B. [NO]2[Cl2] = [NOCl] C. [NOCl] = [NO]
D. 2[NO] = [Cl2] E. [NO]2[Cl2] = Kc[NOCl]2
(3) The following reactions occur at 500 K. Arrange them in order of increasing tendency to proceed to completion (least  greatest tendency).   
A. 2 < 1 < B. 1 < 2 < C. 2 < 3 < 1
D. 3 < 2 < E. 3 < 1 < 2

19. Multiple Equilibria ‘ A + B C + D C + D E + F A + B E + F Kc = [C][D]x
If a reaction can be expressed as the sum of two or more reactions, the equilibrium constant for the overall reaction is given by the product of the equilibrium constants of the individual reactions.

20. ‘ N2O4 (g) 2NO2 (g) = 4.63 x 10-3 K = [NO2]2 [N2O4] 2NO2 (g) N2O4 (g)
= 216
When the equation for a reversible reaction is written in the opposite direction, the equilibrium constant becomes
the reciprocal متبادل (تبادلى)of the original equilibrium constant.
عندما يكتب التفاعل العكسي للمعادلة الكيميائية الرمزية يصبح ثابت الاتزان تبادلى مع ثابت الاتزان الأصلي للتفاعل العكسي.

21. (1) إذا كانت قيمة Kc = 1.81 عند 425oC للتفاعل التالي:
2HI(g) H2(g) I2(g)
فإن قيمة Kc للتفاعل التالي : 0.5 H I HI(g) هي:
أ ) ب) 1.81 ج) د) 3.62
(2) إذا كانت Kc = 2.5 x 10-3 للاتزان التالي عند 2400 كلفن:
N2(g) + O2(g) NO(g)
تكون قيمةKc للتفاعل المتزن التالي عند نفس درجة الحرارة هي:
NO(g) N2(g) O2(g)
أ ـ ب _ 2.5 x 10-3
ج ـ د ـ 6.2 x 10-6
(4) العلاقة بين ثابت الاتزان للتفاعلين التاليين هي:
4. Consider the two gaseous equilibria. The values of the equilibrium constants
K1 and K2 are related by:
          A. K2 = K12 B. K22 = K1 C. K2 = 1/K12 D. K2 = 1/K1

22. Writing Equilibrium Constant Expressions
The concentrations of the reacting species in the condensed phase are expressed in M. In the gaseous phase, the concentrations can be expressed in M or in atm.
The concentrations of pure solids, pure liquids and solvents do not appear in the equilibrium constant expressions.
The equilibrium constant is a dimensionless quantity.
In quoting a value for the equilibrium constant, you must specify the balanced equation and the temperature.
If a reaction can be expressed as a sum of two or more reactions, the equilibrium constant for the overall reaction is given by the product of the equilibrium constants of the individual reactions.